Klasifikimi i reaksioneve kimike në kiminë inorganike dhe organike. Reaksionet redoks dhe reaksionet që ndodhin pa ndryshuar gjendjen e oksidimit të atomeve Reaksionet pa ndryshuar gjendjen e oksidimit të atomeve

Reaksionet e reduktimit të oksidimit (ORR) - reaksionet që ndodhin me ndryshimin e gjendjes së oksidimit të atomeve që përbëjnë substancat reaguese si rezultat i kalimit të elektroneve nga një atom në tjetrin.

Gjendja e oksidimit – ngarkesa formale e një atomi në një molekulë, e llogaritur me supozimin se molekula përbëhet vetëm nga jone.

Elementet më elektronegativë në një përbërje kanë gjendje oksidimi negativ, dhe atomet e elementeve me elektronegativitet më të ulët kanë gjendje oksidimi pozitiv.

Gjendja e oksidimit është një koncept formal; në disa raste, gjendja e oksidimit nuk përkon me valencën.

Për shembull: N 2 H 4 (hidrazinë)

shkalla e oksidimit të azotit – -2; Valenca e azotit - 3.

Llogaritja e gjendjes së oksidimit

Për të llogaritur gjendjen e oksidimit të një elementi, duhet të merren parasysh dispozitat e mëposhtme:

1. Gjendjet e oksidimit të atomeve në substanca të thjeshta janë të barabarta me zero (Na 0; H 2 0).

2. Shuma algjebrike e gjendjeve të oksidimit të të gjitha atomeve që përbëjnë një molekulë është gjithmonë e barabartë me zero, dhe në një jon kompleks kjo shumë është e barabartë me ngarkesën e jonit.

3. Atomet kanë gjendje konstante oksidimi: metalet alkaline (+1), metalet alkaline tokësore (+2), hidrogjeni (+1) (përveç hidrideve NaH, CaH 2, etj., ku gjendja e oksidimit të hidrogjenit është - 1), oksigjen (-2) (me përjashtim të F 2 -1 O +2 dhe peroksideve që përmbajnë grupin –O–O–, në të cilin gjendja e oksidimit të oksigjenit është -1).

4. Për elementet, gjendja pozitive e oksidimit nuk mund të kalojë një vlerë të barabartë me numrin e grupit të sistemit periodik.

V 2 +5 O 5 -2; Na 2 +1 B 4 +3 O 7 -2; K +1 Cl +7 O 4-2; N-3H3+1; K2 +1 H +1 P +5 O 4-2; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2

Reaksionet me dhe pa ndryshime në gjendjen e oksidimit

Ekzistojnë dy lloje të reaksioneve kimike:

A Reaksionet në të cilat gjendja e oksidimit të elementeve nuk ndryshon:

Reaksionet e shtimit: SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3

Reaksionet e zbërthimit: Cu(OH) 2  CuO + H 2 O

Reaksionet e shkëmbimit: AgNO 3 + KCl AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O

B Reaksionet në të cilat ka një ndryshim në gjendjet e oksidimit të atomeve të elementeve që përbëjnë përbërjet reaguese:

2Mg 0 + O 2 0 2Mg +2 O -2

2KCl +5 O 3 -2 – t  2KCl -1 + 3O 2 0

2KI -1 + Cl 2 0 2KCl -1 + I 2 0

Mn +4 O 2 + 4HCl -1 Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O

Reaksione të tilla quhen reaksione redoks .

Oksidimi, reduktimi

Në reaksionet redoks, elektronet transferohen nga një atom, molekulë ose jon në tjetrin. Procesi i humbjes së elektroneve është oksidimi. Gjatë oksidimit, gjendja e oksidimit rritet:

H 2 0 − 2ē 2H +

S -2 − 2ē S 0

Al 0 − 3ē Al +3

Fe +2 − ē Fe +3

2Br - − 2ē Br 2 0

Procesi i shtimit të elektroneve është reduktimi. Gjatë reduktimit, gjendja e oksidimit zvogëlohet.

Mn +4 + 2ē Mn +2

Сr +6 +3ē Cr +3

Cl 2 0 +2ē 2Cl -

O 2 0 + 4ē 2O -2

Atomet ose jonet që fitojnë elektrone në një reaksion të caktuar janë agjentë oksidues, dhe ato që dhurojnë elektrone janë agjentë reduktues.

Vetitë redoks të një substance dhe gjendja e oksidimit të atomeve të saj përbërëse

Komponimet që përmbajnë atome të elementeve me gjendjen maksimale të oksidimit mund të jenë agjentë oksidues vetëm për shkak të këtyre atomeve, sepse ata tashmë kanë hequr dorë nga të gjitha elektronet e valencës dhe janë në gjendje të pranojnë vetëm elektrone. Gjendja maksimale e oksidimit të atomit të një elementi është e barabartë me numrin e grupit në tabelën periodike të cilit i përket elementi. Përbërjet që përmbajnë atome të elementeve me një gjendje minimale oksidimi mund të shërbejnë vetëm si agjentë reduktues, pasi ato janë në gjendje të dhurojnë vetëm elektrone, sepse niveli i jashtëm i energjisë i atomeve të tilla plotësohet nga tetë elektrone. Gjendja minimale e oksidimit të atomeve metalike është 0, për jometalet - (n–8) (ku n është numri i grupit në tabelën periodike). Përbërjet që përmbajnë atome të elementeve me gjendje të ndërmjetme oksidimi mund të jenë agjentë oksidues dhe reduktues, në varësi të partnerit me të cilin ndërveprojnë dhe kushteve të reagimit.

REAKSIONET REDOKS

Gjendja e oksidimit

Gjendja e oksidimit është ngarkesa nominale e një atomi në një molekulë, e llogaritur nën supozimin se molekula përbëhet nga jone dhe në përgjithësi është elektrikisht neutrale.

Elementet më elektronegativë në një përbërje kanë gjendje oksidimi negativ, dhe atomet e elementeve me më pak elektronegativitet kanë gjendje pozitive oksidimi.

Gjendja e oksidimit është një koncept formal; në disa raste, gjendja e oksidimit nuk përkon me valencën.

Për shembull:

N2H4 (hidrazinë)

shkalla e oksidimit të azotit – -2; Valenca e azotit - 3.

Llogaritja e gjendjes së oksidimit

Për të llogaritur gjendjen e oksidimit të një elementi, duhet të merren parasysh dispozitat e mëposhtme:

1. Gjendjet e oksidimit të atomeve në substanca të thjeshta janë të barabarta me zero (Na 0; H2 0).

3. Atomet kanë gjendje oksidimi konstante: metalet alkaline (+1), metalet alkaline (+2), hidrogjeni (+1) (me përjashtim të hidrideve NaH, CaH2 etj., ku gjendja e oksidimit të hidrogjenit është -1. ), oksigjen (-2) (me përjashtim të F 2 -1 O +2 dhe peroksideve që përmbajnë grupin –O–O–, në të cilin gjendja e oksidimit të oksigjenit është -1).

4. Për elementet, gjendja pozitive e oksidimit nuk mund të kalojë një vlerë të barabartë me numrin e grupit të sistemit periodik.

Shembuj:

V 2 +5 O 5 -2 ; Na 2 +1 B 4 +3 O 7 -2 ; K +1 Cl +7 O 4 -2 ; N -3 H 3 +1 ;K2 +1 H +1 P +5 O 4 -2 ; Na 2 +1 Kr 2 +6 O 7 -2

Reaksionet pa dhe me ndryshime në gjendjen e oksidimit

Ekzistojnë dy lloje të reaksioneve kimike:

AReaksionet në të cilat gjendja e oksidimit të elementeve nuk ndryshon:

Reaksionet e shtimit

KËSHTU QË 2 + Na 2 O → Na 2 KËSHTU QË 3

Reaksionet e zbërthimit

Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O

Reagimet e shkëmbimit

AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O

BReaksionet në të cilat ka një ndryshim në gjendjet e oksidimit të atomeve të elementeve që përbëjnë përbërjet reaguese:

2Mg 0 + O 2 0 → 2Mg +2 O -2

2KCl +5 O 3 -2 →2KCl -1 + 3O 2 0

2KI -1 + Cl 2 0 → 2KCl -1 + I 2 0

Mn +4 O 2 + 4HCl -1 ® Mn +2 Cl 2 + Cl +1 2 0 + 2H 2 O

Reaksione të tilla quhen reaksione redoks

Reaksionet redoks janë reaksione në të cilat ndryshojnë gjendjet e oksidimit të atomeve. Reaksionet redoks janë shumë të zakonshme. Të gjitha reaksionet e djegies janë redoks.
Reaksioni redoks përbëhet nga dy procese që nuk mund të ndodhin veçmas nga njëri-tjetri. Procesi i rritjes së gjendjes së oksidimit quhet oksidim. Njëkohësisht me oksidimin ndodh reduktimi, pra procesi i zvogëlimit të gjendjes së oksidimit.

Oksidimi, reduktimi

Prandaj, në reaksionet redoks ekzistojnë dy pjesëmarrës kryesorë: një agjent oksidues dhe një agjent reduktues. Procesi i humbjes së elektroneve është oksidimi. Gjatë oksidimit, gjendja e oksidimit rritet. Gjatë reaksionit, agjenti oksidues ul gjendjen e tij të oksidimit dhe zvogëlohet. Këtu është e nevojshme të bëhet dallimi midis një elementi kimik oksidues dhe një substance oksiduese.

N +5 - oksidues; HN +5 O3 dhe NaN +5 O 3 - agjentë oksidues.
Nëse themi se acidi nitrik dhe kripërat e tij janë agjentë të fortë oksidues, atëherë me këtë nënkuptojmë se agjenti oksidues janë atomet e azotit me gjendje oksidimi +5, dhe jo e gjithë substanca në tërësi.
Pjesëmarrësi i dytë i detyrueshëm në reaksionin redoks quhet agjent reduktues. Procesi i shtimit të elektroneve është reduktimi. Gjatë reduktimit, gjendja e oksidimit zvogëlohet.

Agjenti reduktues rrit numrin e tij të oksidimit duke u oksiduar gjatë reaksionit. Ashtu si në rastin e një agjenti oksidues, duhet bërë dallimi midis një substance reduktuese dhe një elementi kimik reduktues. Kur kryejmë reaksionin e reduktimit të një aldehidi në alkool, nuk mund të marrim vetëm hidrogjen me një gjendje oksidimi -1, por të marrim një lloj hidridi, mundësisht hidrid litium alumini.

N -1 - agjent reduktues; NaH -1 dhe LiAlH -1 4 - agjentët reduktues.
Në reaksionet redoks, një transferim i plotë i elektroneve nga një agjent reduktues në një agjent oksidues është jashtëzakonisht i rrallë, pasi ka pak përbërje me lidhje jonike. Por kur rregullojmë koeficientët, ne vazhdojmë nga supozimi se një tranzicion i tillë ndodh. Kjo bën të mundur përcaktimin e saktë të koeficientëve kryesorë përpara formulave të agjentit oksidues dhe agjentit reduktues.
5H 2 SO 3 + 2KMnO 4 = 2H 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
S +4 – 2e → S +6 5 - agjent reduktues, oksidim
Mn +7 + 5e → Mn +2 2 - oksidues, reduktim

Atomet ose jonet që fitojnë elektrone në një reaksion të caktuar janë agjentë oksidues, dhe ato që dhurojnë elektrone janë agjentë reduktues.

Vetitë redoks të një substance dhe gjendja e oksidimit të atomeve të saj përbërëse

Komponimet që përmbajnë atome të elementeve me gjendjen maksimale të oksidimit mund të jenë agjentë oksidues vetëm për shkak të këtyre atomeve, sepse ata tashmë kanë hequr dorë nga të gjitha elektronet e valencës dhe janë në gjendje të pranojnë vetëm elektrone. Gjendja maksimale e oksidimit të atomit të një elementi është e barabartë me numrin e grupit në tabelën periodike të cilit i përket elementi. Përbërjet që përmbajnë atome të elementeve me një gjendje minimale oksidimi mund të shërbejnë vetëm si agjentë reduktues, pasi ato janë në gjendje të dhurojnë vetëm elektrone, sepse niveli i jashtëm i energjisë i atomeve të tilla plotësohet nga tetë elektrone. Gjendja minimale e oksidimit për atomet metalike është 0, për jometalet - (n–8) (ku n është numri i grupit në tabelën periodike). Përbërjet që përmbajnë atome të elementeve me gjendje të ndërmjetme oksidimi mund të jenë agjentë oksidues dhe reduktues, në varësi të partnerit me të cilin ndërveprojnë dhe kushteve të reagimit.

Agjentët më të rëndësishëm reduktues dhe oksidues

Reduktuesit:

Metalet,

hidrogjen,

qymyr.

Monoksidi i karbonit (II) (CO).

Sulfidi i hidrogjenit (H 2 S);

oksid squfuri (IV) (SO 2);

acidi sulfuror H 2 SO 3 dhe kripërat e tij.

Acidet hidrohalike dhe kripërat e tyre.

Kationet metalike në gjendje më të ulët oksidimi: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3.

Acidi azoti HNO 2;

amoniak NH 3;

hidrazina NH2NH2;

oksid nitrik (II) (NO).

Katoda gjatë elektrolizës.

Agjentët oksidues

Halogjenet.

Permanganat kaliumi (KMnO 4);

manganat kaliumi (K 2 MnO 4);

oksid mangani (IV) (MnO 2).

Dikromat kaliumi (K 2 Cr 2 O 7);

kromat kaliumi (K 2 CrO 4).

Acidi nitrik (HNO 3).

Acidi sulfurik (H 2 SO 4) konc.

Oksid bakri (II) (CuO);

oksid plumbi(IV) (PbO2);

oksid argjendi (Ag 2 O);

peroksid hidrogjeni (H 2 O 2).

Klorur hekuri (III) (FeCl 3).

Kripa e Berthollet (KClO 3).

Anoda gjatë elektrolizës.

Çdo gjysmë-reaksion i tillë karakterizohet nga një potencial standard redoks E 0 (dimensioni - volt, V). Sa më i madh E0, aq më e fortë është forma oksiduese si agjent oksidues dhe aq më e dobët forma e reduktuar si agjent reduktues dhe anasjelltas.

Gjysmëreaksioni merret si pikë referimi për potencialet: 2H + + 2ē ® H 2, për të cilin E 0 =0

Për gjysmëreaksionet M n+ + nē ® M 0, E 0 quhet potenciali standard i elektrodës. Bazuar në madhësinë e këtij potenciali, metalet zakonisht vendosen në një seri potencialesh standarde të elektrodës (një seri tensionesh metalike):

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd,

Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

Një numër stresesh karakterizojnë vetitë kimike të metaleve:

1. Sa më në të majtë të jetë një metal në serinë e tensionit, aq më e fortë është aftësia e tij reduktuese dhe aq më e dobët është aftësia oksiduese e jonit të tij në tretësirë (d.m.th., aq më lehtë heq dorë nga elektronet (oksidohet) dhe aq më e vështirë është. që jonet e tij të rilidhin elektronet).

2. Çdo metal është i aftë të zhvendosë nga tretësirat e kripës ato metale që janë në serinë e stresit në të djathtë të tij, d.m.th. redukton jonet e metaleve të mëvonshëm në atome elektrikisht neutrale, duke dhuruar elektrone dhe duke u kthyer në jone vetë.

3. Vetëm metalet që janë në serinë e tensionit në të majtë të hidrogjenit (H) janë në gjendje ta zhvendosin atë nga tretësirat e acidit (për shembull, Zn, Fe, Pb, por jo Cu, Hg, Ag).

Qelizat galvanike

Çdo dy metale, duke u zhytur në tretësirat e kripërave të tyre, të cilat komunikojnë me njëri-tjetrin përmes një sifoni të mbushur me një elektrolit, formojnë një qelizë galvanike. Pllakat metalike të zhytura në tretësirë quhen elektroda të elementit.

Nëse lidhni skajet e jashtme të elektrodave (polet e elementit) me një tel, atëherë elektronet fillojnë të lëvizin nga metali, i cili ka një potencial më të ulët, te metali, i cili ka një potencial më të lartë (për shembull, nga Zn në Pb). Largimi i elektroneve prish ekuilibrin që ekziston midis metalit dhe joneve të tij në tretësirë dhe bën që një numër i ri jonesh të kalojë në tretësirë - metali shpërbëhet gradualisht. Në të njëjtën kohë, elektronet që kalojnë në një metal tjetër shkarkojnë jonet në tretësirë në sipërfaqen e tij - metali lirohet nga tretësira. Elektroda në të cilën ndodh oksidimi quhet anodë. Elektroda në të cilën ndodh reduktimi quhet katodë. Në një qelizë plumb-zink, elektroda e zinkut është anoda dhe elektroda e plumbit është katoda.

Kështu, në një qelizë galvanike të mbyllur, ndërveprimi ndodh midis një metali dhe një solucioni kripe të një metali tjetër, të cilët nuk janë në kontakt të drejtpërdrejtë me njëri-tjetrin. Atomet e metalit të parë, duke hequr dorë nga elektronet, kthehen në jone, dhe jonet e metalit të dytë, duke shtuar elektrone, kthehen në atome. Metali i parë e zhvendos të dytin nga tretësira e kripës së tij. Për shembull, gjatë funksionimit të një qelize galvanike të përbërë nga zinku dhe plumbi, të zhytur përkatësisht në tretësirat e Zn(NO 3) 2 dhe Pb (NO 3) 2, në elektroda ndodhin proceset e mëposhtme:

Zn – 2ē → Zn 2+

Pb 2+ + 2ē → Pb

Duke përmbledhur të dy proceset, marrim ekuacionin Zn + Pb 2+ → Pb + Zn 2+, duke shprehur reaksionin që ndodh në element në formë jonike. Ekuacioni molekular për të njëjtin reaksion do të ishte:

Zn + Pb(NO 3) 2 → Pb + Zn(NO 3) 2

Forca elektromotore e një qelize galvanike është e barabartë me diferencën e potencialit midis dy elektrodave të saj. Gjatë përcaktimit të tij, më i vogli gjithmonë zbritet nga potenciali më i madh. Për shembull, forca elektromotore (emf) e elementit të konsideruar është e barabartë me:

E.m.f. =	-0,13		(-0,76)	0.63v
	E Pb		E Zn

Ai do të ketë këtë vlerë me kusht që metalet të zhyten në tretësira në të cilat përqendrimi i joneve është 1 g-jon/l. Në përqendrime të tjera të zgjidhjeve, vlerat e potencialeve të elektrodës do të jenë disi të ndryshme. Ato mund të llogariten duke përdorur formulën:

E = E 0 + (0,058/n) logC

ku E është potenciali i dëshiruar metalik (në volt)

E 0 - potenciali i tij normal

n - valenca e joneve metalike

C - përqendrimi i joneve në tretësirë (g-jon/l)

Shembull

Gjeni forcën elektromotore të elementit (emf) të formuar nga një elektrodë zinku e zhytur në një tretësirë 0,1 M të Zn(NO 3) 2 dhe një elektrodë plumbi e zhytur në një tretësirë 2 M të Pb(NO 3) 2.

Zgjidhje

Ne llogarisim potencialin e elektrodës së zinkut:

E Zn = -0,76 + (0,058 / 2) log 0,1 = -0,76 + 0,029 (-1) = -0,79 v

Ne llogarisim potencialin e elektrodës së plumbit:

E Pb = -0,13 + (0,058 / 2) log 2 = -0,13 + 0,029 0,3010 = -0,12 v

Gjeni forcën elektromotore të elementit:

E.m.f. = -0,12 – (-0,79) = 0,67 v

Elektroliza

Elektroliza Procesi i zbërthimit të një lënde me rrymë elektrike quhet.

Thelbi i elektrolizës është se kur rryma kalon nëpër një zgjidhje elektrolite (ose elektrolit të shkrirë), jonet e ngarkuar pozitivisht lëvizin në katodë dhe jonet e ngarkuara negativisht lëvizin në anodë. Pasi të kenë arritur elektrodat, jonet shkarkohen, si rezultat i të cilave përbërësit e elektrolitit të tretur ose hidrogjenit dhe oksigjenit nga uji lëshohen në elektroda.

Për të kthyer jonet e ndryshme në atome neutrale ose grupe atomesh, nevojiten tensione të ndryshme të rrymës elektrike. Disa jone humbasin ngarkesat e tyre më lehtë, të tjerët më vështirë. Shkalla e lehtësisë me të cilën shkarkimi i joneve metalike (përfitimi i elektroneve) përcaktohet nga pozicioni i metaleve në serinë e tensionit. Sa më në të majtë të jetë një metal në serinë e tensionit, aq më i madh është potenciali i tij negativ (ose më pak potencial pozitiv), aq më e vështirë, nëse gjërat e tjera janë të barabarta, shkarkohen jonet e tij (Au 3+, jonet Ag + janë më të lehtat për shkarkim; më të vështirat janë Li +, Rb +, K +).

Nëse në një tretësirë ka jone të disa metaleve në të njëjtën kohë, atëherë së pari shkarkohen jonet e metalit me potencial negativ më të ulët (ose potencial pozitiv më të lartë). Për shembull, bakri metalik lirohet fillimisht nga një tretësirë që përmban jone Zn 2+ dhe Cu 2+. Por madhësia e potencialit të metalit varet gjithashtu nga përqendrimi i joneve të tij në tretësirë; lehtësia e shkarkimit të joneve të çdo metali ndryshon gjithashtu në varësi të përqendrimit të tyre: rritja e përqendrimit lehtëson shkarkimin e joneve, rënia e bën më të vështirë. Prandaj, gjatë elektrolizës së një tretësire që përmban jone të disa metaleve, mund të ndodhë që çlirimi i një metali më aktiv të ndodhë më herët se çlirimi i një më pak aktiv (nëse përqendrimi i joneve të metalit të parë është i rëndësishëm dhe përqendrimi i të dytës është shumë i vogël).

Në tretësirat ujore të kripërave, përveç joneve të kripës, gjithmonë ka edhe jone uji (H + dhe OH -). Nga këto, jonet e hidrogjenit do të shkarkohen më lehtë se jonet e të gjitha metaleve që i paraprijnë hidrogjenit në serinë e tensionit. Megjithatë, për shkak të përqendrimit të parëndësishëm të joneve të hidrogjenit gjatë elektrolizës së të gjitha kripërave, përveç kripërave të metaleve më aktive, metali, jo hidrogjeni, lirohet në katodë. Vetëm gjatë elektrolizës së kripërave të natriumit, kalciumit dhe metaleve të tjera deri në alumin, jonet e hidrogjenit shkarkohen dhe lirohet hidrogjen.

Në anodë, mund të shkarkohen ose jone të mbetjeve acidike ose jone hidroksil të ujit. Nëse jonet e mbetjeve acide nuk përmbajnë oksigjen (Cl -, S 2-, CN -, etj.), atëherë zakonisht janë këto jone që shkarkohen, dhe jo ato hidroksile, që humbasin ngarkesën e tyre shumë më vështirë, dhe Cl. 2, S etj lëshohen në anodë .d. Përkundrazi, nëse një kripë e një acidi që përmban oksigjen ose vetë acidi i nënshtrohet elektrolizës, atëherë shkarkohen jonet hidroksil dhe jo jonet e mbetjeve të oksigjenit. Grupet neutrale OH të formuara gjatë shkarkimit të joneve hidroksil dekompozohen menjëherë sipas ekuacionit:

4OH → 2H2O + O2

Si rezultat, oksigjeni lëshohet në anodë.

Elektroliza e tretësirës së klorurit të nikelit NiCl 2

Tretësira përmban jone Ni 2+ dhe Cl-, si dhe jone H+ dhe OH- në përqendrime të papërfillshme. Kur kalon rryma, jonet Ni 2+ lëvizin në katodë dhe jonet Cl- lëvizin në anodë. Duke marrë dy elektrone nga katoda, jonet Ni 2+ kthehen në atome neutrale që çlirohen nga tretësira. Katoda lyhet gradualisht me nikel.

Jonet e klorit, duke arritur në anodë, i japin elektronet asaj dhe kthehen në atome klori, të cilat, kur kombinohen në çifte, formojnë molekula klori. Klori lirohet në anodë.

Kështu, në katodë ka procesi i rimëkëmbjes, në anodë - procesi i oksidimit.

Elektroliza e tretësirës së jodur kaliumit KI

Jodidi i kaliumit është në tretësirë në formën e joneve K + dhe I -. Kur kalon rryma, jonet K + lëvizin në katodë, jonet I - lëvizin në anodë. Por meqenëse kaliumi është shumë në të majtë të hidrogjenit në serinë e tensionit, nuk janë jonet e kaliumit që shkarkohen në katodë, por jonet e hidrogjenit të ujit. Atomet e hidrogjenit të formuara në këtë rast kombinohen në molekula H2, dhe kështu hidrogjeni lirohet në katodë.

Me shkarkimin e joneve të hidrogjenit, gjithnjë e më shumë molekula uji shpërndahen, si rezultat i të cilave në katodë grumbullohen jonet hidroksil (të çliruara nga molekula e ujit), si dhe jonet K +, të cilët vazhdimisht lëvizin në katodë. Formohet një tretësirë KOH.

Jodi lirohet në anodë, pasi jonet I- shkarkohen më lehtë se jonet hidroksil të ujit.

Elektroliza e tretësirës së sulfatit të kaliumit

Tretësira përmban jone K +, jone SO 4 2- dhe H + dhe OH - nga uji. Meqenëse jonet K + janë më të vështira për t'u shkarkuar se jonet H + dhe jonet SO 4 2- se jonet OH-, atëherë kur kalon një rrymë elektrike, jonet e hidrogjenit do të shkarkohen në katodë dhe grupet hidroksil në anodë, që është në fakt, elektroliza e ujit. Në të njëjtën kohë, për shkak të shkarkimit të joneve të hidrogjenit dhe hidroksilit të ujit dhe lëvizjes së vazhdueshme të joneve K + në katodë, dhe joneve SO 4 2- në anodë, në katodë formohet një zgjidhje alkali (KOH), dhe në anodë formohet një tretësirë e acidit sulfurik.

Elektroliza e tretësirës së sulfatit të bakrit me një anodë bakri

Elektroliza ndodh në një mënyrë të veçantë kur anoda është bërë nga i njëjti metal kripa e të cilit është në tretësirë. Në këtë rast, asnjë jone nuk shkarkohet në anodë, por vetë anoda shpërbëhet gradualisht, duke dërguar jone në tretësirë dhe duke dhuruar elektrone në burimin aktual.

I gjithë procesi vjen deri te lirimi i bakrit në katodë dhe shpërbërja graduale e anodës. Sasia e CuSO 4 në tretësirë mbetet e pandryshuar.

Ligjet e elektrolizës (M. Faraday)

1. Sasia e peshës së substancës që çlirohet gjatë elektrolizës është proporcionale me sasinë e elektricitetit që rrjedh nëpër tretësirë dhe praktikisht nuk varet nga faktorë të tjerë.

2. Sasi të barabarta të energjisë elektrike çlirohen gjatë elektrolizës nga përbërje të ndryshme kimike në sasi të barasvlershme substancash.

3. Për të izoluar një gram ekuivalent të çdo lënde nga një tretësirë elektrolite, duhet të kalojnë 96.500 kulomb energji elektrike përmes tretësirës.

m (x) = ((I t) / F) (M (x) / n)

ku m (x) është sasia e substancës së reduktuar ose të oksiduar (g);

I është forca e rrymës së transmetuar (a);

t - koha e elektrolizës (s);

M(x) - masa molare;

n është numri i elektroneve të fituara ose të hequra në reaksionet redoks;

F - Konstanta e Faradeit (96500 cool/mol).

Bazuar në këtë formulë, mund të bëni një numër llogaritjesh në lidhje me procesin e elektrolizës, për shembull:

1. Njehsoni sasitë e substancave të çliruara ose të zbërthyera nga një sasi e caktuar e energjisë elektrike;

2. Gjeni forcën aktuale sipas sasisë së substancës së çliruar dhe kohës së shpenzuar për çlirimin e saj;

3. Përcaktoni sa kohë do të duhet për të lëshuar një sasi të caktuar të një lënde në një rrymë të caktuar.

Shembulli 1

Sa gram bakër do të lirohen në katodë kur një rrymë prej 5 amperësh kalohet në një tretësirë të sulfatit të bakrit CuSO 4 për 10 minuta?

Zgjidhje

Le të përcaktojmë sasinë e energjisë elektrike që rrjedh nëpër zgjidhje:

Q = Ajo,

ku I është rryma në amper;

t – koha në sekonda.

Q = 5A 600 s = 3000 kulomb

Ekuivalenti i bakrit (në masën 63,54) është 63,54: 2 = 31,77. Prandaj, 96500 kulonë lëshojnë 31,77 g bakër. Sasia e nevojshme e bakrit:

m = (31,77 3000) / 96500 » 0,98 g

Shembulli 2

Sa kohë duhet për të kaluar një rrymë prej 10 amperësh nëpër një tretësirë acidi për të marrë 5,6 litra hidrogjen (në kushte normale)?

Zgjidhje

Gjejmë sasinë e energjisë elektrike që duhet të kalojë përmes tretësirës në mënyrë që prej saj të lirohen 5,6 litra hidrogjen. Që nga 1 g-eq. hidrogjeni zë në n. u. vëllimi është 11.2 l, atëherë sasia e kërkuar e energjisë elektrike

Q = (96500 5.6) / 11.2 = 48250 kulomb

Le të përcaktojmë kohën aktuale të kalimit:

t = Q / I = 48250 / 10 = 4825 s = 1 orë 20 min 25 s

Shembulli 3

Kur kalonte një rrymë nëpër një zgjidhje të kripës së argjendit në katodë, ajo u lëshua në 10 minuta. 1 g argjend. Përcaktoni forcën aktuale.

Zgjidhje

1 g-eq. argjendi është i barabartë me 107,9 g Për të lëshuar 1 g argjend, duhet të kalojë 96500 në tretësirën: 107,9 = 894 kulomb. Prandaj forca aktuale

I = 894 / (10 60)" 1,5A

Shembulli 4

Gjeni ekuivalentin e kallajit nëse me një rrymë prej 2,5 amper nga një tretësirë e SnCl 2 në 30 minuta. Lirohet 2,77 g kallaj.

Zgjidhje

Sasia e energjisë elektrike që kalon në tretësirë në 30 minuta.

Q = 2,5 30 60 = 4500 kulomb

Që për lirimin e 1 g-eq. Kërkohen 96.500 kulonë, pastaj ekuivalenti i kallajit.

E Sn = (2,77 96500) / 4500 = 59,4

Korrozioni

Përpara se të përfundojmë diskutimin tonë për elektrokiminë, le të zbatojmë njohuritë që kemi marrë në studimin e një problemi shumë të rëndësishëm - korrozioni metalet Korrozioni shkaktohet nga reaksionet oksido-reduktuese në të cilat një metal, si rezultat i ndërveprimit me disa substanca në mjedisin e tij, shndërrohet në një përbërje të padëshirueshme.

Një nga proceset më të njohura të korrozionit është ndryshkja e hekurit. Nga pikëpamja ekonomike, ky është një proces shumë i rëndësishëm. Është vlerësuar se 20% e hekurit të prodhuar çdo vit në Shtetet e Bashkuara përdoret për të zëvendësuar produktet e hekurit që janë bërë të papërdorshme për shkak të ndryshkjes.

Dihet se oksigjeni është i përfshirë në ndryshkjen e hekurit; hekuri nuk oksidohet në ujë në mungesë të oksigjenit. Uji gjithashtu merr pjesë në procesin e ndryshkjes; hekuri nuk gërryhet në vajin e oksigjenuar për sa kohë që nuk ka gjurmë uji në të. Ndryshkja përshpejtohet nga një sërë faktorësh, si pH e mjedisit, prania e kripërave në të, kontakti i hekurit me metalin, i cili oksidohet më vështirë se hekuri, si dhe nën ndikimin e stresit mekanik.

Korrozioni i hekurit është në parim një proces elektrokimik. Disa zona të sipërfaqes së hekurit shërbejnë si një anodë në të cilën ndodh oksidimi i tij:

Fe(i ngurtë) → Fe 2+ (aq) + 2e - oksid Eº = 0,44 V

Elektronet e krijuara në këtë rast lëvizin përmes metalit në zona të tjera të sipërfaqes, të cilat luajnë rolin e një katode. Reduktimi i oksigjenit ndodh në to:

O 2 (g.) + 4H + (aq.) + 4e - → 2H 2 O (l.) Eº rivendos = 1,23 V

Vini re se jonet H + marrin pjesë në procesin e reduktimit të O 2. Nëse përqendrimi i H+ zvogëlohet (d.m.th., me rritjen e pH), reduktimi i O2 bëhet më i vështirë. Është vënë re se hekuri në kontakt me një tretësirë pH e të cilit është mbi 9-10 nuk gërryhet. Gjatë procesit të korrozionit, jonet Fe 2+ të formuara në anodë oksidohen në Fe 3+. Jonet Fe 3+ formojnë oksid hekuri të hidratuar (III), i cili quhet ndryshk:

4Fe 2+ (aq.) + O 2 (g.) + 4H 2 O (l.) +2 X H 2 O (l.) → 2Fe 2 O 3 . x H2O( tv.) + 8H + (aq.)

Meqenëse roli i katodës zakonisht luhet nga ajo pjesë e sipërfaqes që sigurohet më së miri me një fluks oksigjeni, ndryshku shfaqet më shpesh në këto zona. Nëse shqyrtoni me kujdes një lopatë që ka qëndruar për ca kohë në ajër të hapur dhe të lagësht me papastërti të mbërthyer në teh, do të vini re se nën papastërtitë në sipërfaqen e metalit janë formuar gropa dhe ndryshku është shfaqur kudo ku mund të O2. depërtojnë.

Rritja e korrozionit në prani të kripërave shpesh haset nga shoferët në zonat ku rrugët spërkaten bujarisht me kripë në dimër për të luftuar kushtet e akullit. Efekti i kripërave shpjegohet me faktin se jonet që formojnë krijojnë elektrolitin e nevojshëm për formimin e një qarku elektrik të mbyllur.

Prania e vendeve anodike dhe katodike në sipërfaqen e hekurit çon në krijimin e dy mjediseve të ndryshme kimike mbi të. Ato mund të lindin për shkak të pranisë së papastërtive ose defekteve në rrjetën kristalore (me sa duket të shkaktuara nga streset brenda metalit). Në vendet ku ekzistojnë papastërti ose defekte të tilla, mjedisi mikroskopik i një atomi të caktuar hekuri mund të shkaktojë që gjendja e tij e oksidimit të rritet ose të ulet pak nga pozicionet normale në rrjetën kristalore. Prandaj, vende të tilla mund të luajnë rolin e anodës ose katodës. Hekuri ultra i pastër, në të cilin numri i defekteve të tilla reduktohet në minimum, ka shumë më pak gjasa të gërryhet sesa hekuri i zakonshëm.

Hekuri shpesh lyhet me bojë ose ndonjë metal tjetër si kallaji, zinku ose krom për të mbrojtur sipërfaqen e tij nga korrozioni. E ashtuquajtura "llamarine" fitohet duke mbuluar llamarina me një shtresë të hollë kallaji. Kallaji mbron hekurin vetëm për sa kohë që shtresa mbrojtëse mbetet e paprekur. Sapo dëmtohet, ajri dhe lagështia fillojnë të ndikojnë në hekur; Kallaji madje përshpejton korrozionin e hekurit sepse shërben si katodë në procesin e korrozionit elektrokimik. Një krahasim i potencialeve të oksidimit të hekurit dhe kallajit tregon se hekuri oksidohet më lehtë se kallaji:

Fe (i ngurtë) → Fe 2+ (aq.) + 2e - oksid Eº = 0,44 V

Sn (tv.) → Sn 2+ (aq.) + 2e - oksid Eº = 0,14 V

Prandaj, hekuri shërben si anodë në këtë rast dhe oksidohet.

Hekuri "i galvanizuar" (i galvanizuar) bëhet duke e veshur hekurin me një shtresë të hollë zinku. Zinku mbron hekurin nga korrozioni edhe pasi integriteti i veshjes është dëmtuar. Në këtë rast, hekuri luan rolin e një katode gjatë procesit të korrozionit, sepse zinku oksidohet më lehtë se hekuri:

Zn (i ngurtë) → Zn 2+ (aq.) + 2e - oksid Eº = 0,76 V

Rrjedhimisht, zinku vepron si një anodë dhe gërryhet në vend të hekurit. Kjo lloj mbrojtjeje metalike, në të cilën luan rolin e një katode në procesin e korrozionit elektrokimik, quhet mbrojtje katodike. Tuba të vendosura nën tokë shpesh mbrohen nga korrozioni duke i bërë ato katodë të një qelize elektrokimike. Për ta bërë këtë, blloqet e disa metaleve aktive, më së shpeshti magnez, janë varrosur në tokë përgjatë tubacionit dhe lidhen me tel me tubacionet. Në tokë me lagështi, metali aktiv vepron si një anodë, dhe tubi i hekurit merr mbrojtje katodike.

Megjithëse diskutimi ynë është fokusuar te hekuri, ai nuk është i vetmi metal i ndjeshëm ndaj korrozionit. Në të njëjtën kohë, mund të duket e çuditshme që një kanaçe alumini, e lënë pa kujdes në ajër të hapur, gërryhet pa masë më ngadalë se një hekur. Duke gjykuar nga potencialet standarde të oksidimit të aluminit (oksid Eº = 1,66 V) dhe hekurit (oksid Eº = 0,44 V), atëherë duhet të pritet që korrozioni i aluminit të ndodhë shumë më shpejt. Korrozioni i ngadaltë i aluminit shpjegohet me faktin se në sipërfaqen e tij formohet një film i hollë dhe i dendur oksidi, i cili mbron metalin themelor nga korrozioni i mëtejshëm. Magnezi, i cili ka një potencial të lartë oksidimi, mbrohet nga korrozioni për shkak të formimit të të njëjtit film oksid. Fatkeqësisht, filmi i oksidit në sipërfaqen e hekurit ka një strukturë shumë të lirshme dhe nuk është në gjendje të krijojë mbrojtje të besueshme. Megjithatë, në sipërfaqen e lidhjeve hekur-krom formohet një film i mirë mbrojtës oksid. Lidhjet e tilla quhen çelik inox.

Proceset redoks. Përmbledhja e reaksioneve oksido-reduktuese (ORR). Metoda për marrjen parasysh të ndryshimeve në gjendjet e oksidimit të elementeve. Llojet e OVR. Metoda jono-elektronike për përgatitjen e OVR. Koncepti i potencialit standard të elektrodës. Përdorimi i potencialeve standarde redoks për të përcaktuar mundësinë themelore të procesit redoks.

Tema 4.2.1. Gjendja e oksidimit

Numri i oksidimit është një numër pozitiv ose negativ i caktuar për secilin atom në një përbërje dhe është i barabartë me ngarkesën e atomit, duke supozuar se të gjitha lidhjet kimike në përbërje janë jonike. Meqenëse komponimet me një lidhje kimike thjesht jonike nuk ekzistojnë, ngarkesat aktuale në atomet nuk përkojnë kurrë me gjendjet e oksidimit. Sidoqoftë, përdorimi i gjendjeve të oksidimit na lejon të zgjidhim një sërë problemesh kimike.

Shkalla e oksidimit të një elementi në përbërje përcaktohet nga numri i elektroneve të valencës të përfshirë në formimin e një lidhjeje kimike të një elementi të caktuar. Por zakonisht, për të përcaktuar gjendjet e oksidimit të elementeve, ata nuk përshkruajnë konfigurimin elektronik të elektroneve të valencës, por përdorin një numër rregullash empirike:

1. Shuma e gjendjeve të oksidimit të atomeve në një grimcë është e barabartë me ngarkesën e saj elektrike.

2. Te substancat e thjeshta (të përbëra nga atomet e vetëm një elementi), gjendja e oksidimit të elementit është zero.

3. Në përbërjet binare (të përbëra nga atomet e dy elementeve), atomit me elektronegativitet më të lartë i caktohet një gjendje oksidimi negative. Në mënyrë tipike, formulat e përbërjeve kimike shkruhen në atë mënyrë që atomi më elektronegativ të shfaqet i dyti në formulë, megjithëse disa formula mund të shkruhen ndryshe:

Ose (shënim i zakonshëm), ose .

4. Në përbërjet komplekse, disa atomeve u caktohen gjendje konstante oksidimi:

– fluori ka gjithmonë gjendje oksidimi -1;

– elementët metalikë zakonisht kanë gjendje oksidimi pozitiv;

– hidrogjeni zakonisht ka gjendje oksidimi +1 (,), por te komponimet me metale (hidridet) gjendja e tij e oksidimit është -1: , ;

– oksigjeni karakterizohet nga një gjendje oksidimi prej -2, por me më shumë fluor elektronegativ – , dhe në përbërjet e peroksidit – , , , (superoksid natriumi);

– gjendja maksimale pozitive e oksidimit të një elementi zakonisht përkon me numrin e grupit në të cilin ndodhet elementi (Tabela 1).

Përjashtimet:

1) gjendja maksimale e oksidimit është më e vogël se numri i grupit: F, O, He, Ne, Ar, nëngrupi i kobaltit: Co(+2,+3); Rh, Ir (+3,+4,+6), nëngrupi i nikelit: Ni (+2, rrallë +4); Pd, Pt (+2,+4, rrallë +6);

2) gjendja maksimale e oksidimit është më e lartë se numri i grupit: elementet e nëngrupit të bakrit: Cu (+1, +2), Au (+1, +3).

– gjendja negative më e ulët e oksidimit të elementeve jometalike përcaktohet si numri i grupit minus 8 (Tabela 4.1).

Tabela 4.1. Gjendjet e oksidimit të disa elementeve

Elementi	Numri i grupit	Gjendja maksimale pozitive e oksidimit	Gjendja më e ulët negative e oksidimit
Na
Al
N			5 – 8 = -3
S			6 – 8 = -2
Cl			7 – 8 = -1

Shpesh lindin vështirësi në përcaktimin e gjendjeve të oksidimit në përbërjet komplekse - kripërat, formula e të cilave përmban disa atome për të cilat janë të mundshme gjendje të ndryshme oksidimi. Në këtë rast, nuk mund të bëhet pa njohuri për marrëdhëniet gjenetike midis klasave kryesore të përbërjeve inorganike, përkatësisht njohjen e formulave të acideve, derivatet e të cilave janë kripëra të caktuara.

Për shembull: përcaktoni gjendjen e oksidimit të elementeve në përbërje Cr2(KËSHTU QË 4 ) 3 . Arsyetimi i studentit në këtë rast mund të ndërtohet në këtë mënyrë: Cr2(KËSHTU QË 4 ) 3 - kjo është një kripë mesatare e acidit sulfurik, në të cilën gjendjet e oksidimit të elementeve janë mjaft të thjeshta për t'u rregulluar. NË Cr2(KËSHTU QË 4 ) 3 squfuri dhe oksigjeni kanë të njëjtat gjendje oksidimi, ndërsa joni sulfat ka një ngarkesë prej 2-:. Duke e marrë sa më të lehtë përcaktimin e gjendjes së oksidimit të kromit: . Domethënë, kjo kripë është sulfat i kromit (III): .

Tema 4.2.2. Proceset redoks

Reaksionet oksido-reduktuese (ORR) janë reaksione që ndodhin me një ndryshim në gjendjen e oksidimit të elementeve. Një ndryshim në gjendjet e oksidimit ndodh për shkak të transferimit të elektroneve nga një grimcë në tjetrën.

Procesi i humbjes së elektroneve nga një grimcë quhet oksidim, dhe vetë grimca oksidohet. Procesi i fitimit të elektroneve nga një grimcë quhet reduktim, dhe vetë grimca reduktohet. Kjo do të thotë, reaksionet redoks janë uniteti i dy proceseve të kundërta.

Një agjent oksidues është një reagent që përmban një element që, gjatë reaksionit redoks, zvogëlon gjendjen e tij të oksidimit për shkak të shtimit të elektroneve. Një agjent reduktues është një reagent që përmban një element që rrit gjendjen e tij të oksidimit duke humbur elektrone.

Për shembull:

agjent reduktues:

oksidues:

agjent reduktues:

oksidues:

Shumë reaksione redoks shoqërohen nga një ndryshim në ngjyrën e tretësirës.

Për shembull:


vjollce	jeshile	kafe	pa ngjyrë

Shumë reaksione redoks përdoren gjerësisht në praktikë.

LLOJET THEMELORE

REAKSIONET REDOKS

1) Ndërmolekulare (reaksionet e transferimit të elektroneve të sferës së jashtme) janë reaksione në të cilat ndodh transferimi i elektroneve midis reagentëve të ndryshëm, domethënë, agjenti oksidues dhe agjenti reduktues janë pjesë e substancave të ndryshme.

Ok ssssssssssssssss

2) Intramolekular (reaksionet e transferimit të elektroneve brendasferës) - në këto reaksione, atomet e elementeve të ndryshëm të së njëjtës substancë janë agjenti oksidues dhe agjenti reduktues.

3) Reaksionet e vetëoksidimit - vetë-shërimi (disproporcioni) - në këto reaksione gjendja e oksidimit të të njëjtit element rritet dhe zvogëlohet.

Tema 4.2.3. Agjentët tipikë oksidues

1) Tetraoksomanganat kaliumi (VII) -

Vetitë oksiduese të jonit varen nga natyra e mediumit:

Mjedisi acid:

Mjedisi neutral:

Mjedisi alkalik:

2) Dikromati i kaliumit -

Vetitë oksiduese varen gjithashtu nga natyra e mjedisit:

Mjedisi acid:

Mjedisi neutral:

Mjedisi alkalik:

3) Halogjenet.

4) Hidrogjeni në acide të holluara.

5) Acidi sulfurik i koncentruar

Produktet e reduktimit të squfurit varen nga natyra e agjentit reduktues:

Metal me pak aktiv:

Metal me aktivitet mesatar:

Metal aktiv:

6) Acidi nitrik

Në acidin nitrik të çdo përqendrimi, agjenti oksidues nuk është protone, por azoti, i cili ka një gjendje oksidimi prej +5. Prandaj, hidrogjeni nuk lirohet kurrë në këto reaksione. Për shkak se azoti ka një shumëllojshmëri të gjerë të gjendjeve të oksidimit, ai gjithashtu ka një shumëllojshmëri të gjerë të produkteve reduktuese. Produktet e reduktimit të acidit nitrik varen nga përqendrimi i tij dhe nga aktiviteti i agjentit reduktues.

Kur acidi nitrik i përqendruar reagon me metale, zakonisht lirohet oksidi nitrik (IV) dhe me jometalet, zakonisht lëshohet oksid nitrik (II):

Ndërveprimi me metalin:

Ndërveprimi me jometalin:

Kur acidi nitrik i holluar reagon me metale, produktet varen nga aktiviteti i metalit:

Metal me pak aktiv:

Metal aktiv:

- metal aktiv dhe acid shumë i holluar:

7) Përdoren edhe si agjentë oksidues PbO2 , MnO2 .

Tema 4.2.4. Agjentët tipikë reduktues

1). Jonet halide.

Në seri, vetitë reduktuese rriten:

2). dhe kripërat e tij:

3). Amoniaku dhe kripërat e kationeve të amonit:

4). Derivatet:

Në tretësirat ujore, komplekset shndërrohen lehtësisht në komplekse:

5). Të gjitha metalet janë të afta, megjithëse në shkallë të ndryshme, të shfaqin veti reduktuese.

6). Industria përdor hidrogjenin, karbonin (në formën e qymyrit ose koksit) dhe CO .

Tema 4.2.5. Komponime të afta për të shfaqur veti oksiduese dhe reduktuese

Disa elementë në gjendje të ndërmjetme oksidimi kanë dualitet redoks, d.m.th. me agjentë oksidues ata mund të veprojnë si agjentë reduktues, dhe me agjentë reduktues ata sillen si agjentë oksidues.

NaNO3; Na2SO4; S; NH2OH; H2O2 . Për shembull:

H2O2 - agjent reduktues:

H2O2 - oksidues:

Për shembull , H2O2 mund të pësojë reagime disproporcionale:

Tema 4.2.3. Përbërja e reaksioneve redoks

Për të përpiluar OVR, përdoren dy metoda:

1) Metoda e bilancit elektronik:

Kjo metodë bazohet në përdorimin e gjendjeve të oksidimit.

Gjendja e oksidimit të manganit zvogëlohet me 5 njësi,

në këtë rast, gjendja e oksidimit të klorit rritet me 1 njësi, por duke marrë parasysh produktin e reagimit që rezulton - një substancë e thjeshtë që përmban 2 mol atome të klorit - me 2 njësi.

Le t'i shkruajmë këto argumente në formën e një bilanc dhe të gjejmë koeficientët kryesorë duke përdorur konceptin e një shumëfishi të përbashkët për numrat që tregojnë rritje dmth dhe ulje në gjendjet e oksidimit:

Le t'i vendosim koeficientët e fituar në ekuacion. Le të marrim parasysh se nuk është vetëm një agjent oksidues, por gjithashtu lidh produktet e reagimit - jonet e manganit dhe kaliumit (shkalla e oksidimit në këtë rast nuk ndryshon), domethënë, koeficienti më parë do të jetë më i madh se sa rrjedh nga balanca.

Koeficientët e mbetur i gjejmë duke llogaritur bilancin e atomeve, më pas duke përdorur bilancin e atomeve gjejmë koeficientin përfundimtar përpara dhe duke përdorur bilancin e atomeve gjejmë numrin e moleve të ujit.

Për të kontrolluar korrektësinë e koeficientëve të zgjedhur, ne llogarisim ekuilibrin e moleve të atomeve të oksigjenit. Sipas ekuacionit përfundimtar, mund të shihet se nga 16 mole acide të marra për reaksion, 10 mol shpenzohen për reduktim, dhe 6 mol për lidhjen e joneve të manganit (II) dhe kaliumit të formuar si rezultat i reaksionit.

2) Metoda jon-elektronike (metoda e gjysmë-reaksionit):

Agjenti oksidues është , i cili është pjesë e jonit.

Në ekuacionin e pjesshëm të reaksionit të reduktimit për balancën e atomeve, kationet e hidrogjenit duhet të shtohen në anën e majtë për të lidhur atomet e oksigjenit në ujë,

dhe për të balancuar ngarkesat, shtoni 5 mol elektrone në të njëjtën anë të majtë të ekuacionit. Ne marrim:

Një agjent reduktues është një jon që përmban.

Në ekuacionin e veçantë të reaksionit të oksidimit për të balancuar atomet, kationet e hidrogjenit duhet të shtohen në anën e djathtë për të lidhur atomet e tepërta të oksigjenit në ujë, dhe për të balancuar ngarkesat, shtoni 2 mol elektrone në të njëjtën anë të djathtë të ekuacionit. Ne marrim:

Kështu kemi dy gjysmëreaksione:

Për të barazuar, shumëzojeni gjysmëreaksionin e parë me 2 dhe të dytin me 5. Shtoni dy gjysmëreaksionet.

Ekuacioni i plotë jonik:

Le të reduktojmë të njëjtat terma:

Pas reduktimit, koeficientët e ekuacionit të plotë jonik mund të transferohen në ekuacionin molekular.

Tema 4.2.4. Koncepti i potencialit standard të elektrodës

Mundësia e shfaqjes së një reaksioni redoks gjykohet nga vlerat e potencialeve të elektrodës së gjysmë-reaksioneve individuale.

Nëse një pllakë metalike është zhytur në një tretësirë që përmban jone të këtij metali, atëherë një ndryshim potencial do të lindë në ndërfaqen metal-tretësirë, e cila zakonisht quhet potenciali i elektrodës φ. Potencialet e elektrodës përcaktohen në mënyrë eksperimentale. Për kushtet standarde (përqendrimi i tretësirës 1 mol/l, T = 298 K), këto potenciale quhen standarde, të shënuara φ 0. Potencialet standarde të elektrodës zakonisht maten në lidhje me një elektrodë standarde hidrogjeni dhe jepen në tabelat e referencës.

2Н + + 2ē = Н 2 φ 0 = 0.

Potenciali standard i elektrodës lidhet me energjinë e lirë të Gibbs-it. Për reagim në kushte standarde:

ΔG = - nFφ 0

Konstanta F e Faradeit (F=96500 C/mol), n është numri i elektroneve të transferuara.

Vlera e potencialit të elektrodës varet nga përqendrimi i reagentëve dhe temperatura. Kjo varësi shprehet me ekuacionin Nernst:

ku φ është vlera e potencialit të elektrodës, në varësi të temperaturës dhe përqendrimit.

NO 3 - + 2ē + H 2 O = NO 2 - + 2OH - , φ 0 = - 0,01V

Le të marrim parasysh se = = 1 mol/l, pH + pH = 14, pH = -log, log = -log - 14.

Potenciali i elektrodës varet nga aciditeti i mjedisit pH. Me acidifikimin e tretësirës (me një ulje të pH), funksioni oksidativ i NO 3 - do të rritet.

Tema 4.2.5. Drejtimi i rrjedhës OVR

reaksionet redoks

Nga vlera e potencialit standard të elektrodës φ o mund të gjykohen vetitë reduktuese të sistemit: sa më negative të jetë vlera e φ o, aq më të forta janë vetitë reduktuese, dhe gjysmëreaksioni vazhdon më lehtë nga e djathta në të majtë.

Për shembull, le të krahasojmë sistemet:

Li + + e ─ = Li, φ 0 = -3,045 V; restauruese

Ba 2+ + 2e ─ = Ba, φ 0 = - 2,91B aktiviteti i metaleve

Mg 2+ + 2e ─ = Mg, φ 0 = -2,363 V; bie ndërsa rritet

Zn 2+ + 2e – = Zn, φ о = -0,763 V vlera standarde

Fe 2+ + 2e ─ = Fe, φ 0 = -0,44 V; potenciali i elektrodës φ O

Cd 2+ + 2e ─ = Cd, φ 0 = - 0,403 V;

Pd 2+ + 2e – = Pd, φ о = 0,987 V

Pt 2+ + 2e – = Pt, φ о = 1,188 V

Au 3+ + 3e ─ = Au, φ 0 = 1,50 V.

Në serinë e sistemeve të mësipërme, vlera negative në rënie e φ o korrespondon me një ulje të kapacitetit rigjenerues të sistemeve. Litiumi ka aftësinë më të madhe reduktuese, domethënë litiumi është më aktivi nga metalet e paraqitur; ai humbet më lehtë elektronet e tij dhe kalon në një gjendje oksidimi pozitiv. Aktiviteti reduktues i metaleve zvogëlohet në seritë Li - Ba - Mg - Zn - Fe - Cd - Pd - Pt - Au.

Bazuar në madhësinë e potencialeve të elektrodës, N. N. Beketov i renditi metalet në të ashtuquajturën seri elektrokimike të metaleve, në të cilën si pikë krahasimi merret potenciali i elektrodës së një elektrode hidrogjeni.

Li Na K Mn Zn Cr Fe Co Ni H Cu Ag Pd Hg Pt Au

Aktiviteti i metaleve zvogëlohet

1) Metalet në serinë e tensionit deri në hidrogjen (metale aktive, për të cilat φ 0 < 0), взаимодействуют с разбавленными кислотами с вытеснением водорода.

2) Çdo metal i mëpasshëm zhvendos metalet e mëparshme nga kripa e tij.

Sa më e madhe të jetë vlera e φ o, aq më të forta janë vetitë oksiduese të sistemit, dhe gjysmëreaksioni vazhdon më lehtë nga e majta në të djathtë.

Për shembull, le të krahasojmë sistemet:

Siç shihet nga vlerat e potencialeve standarde të elektrodës, F2 është agjenti më i fortë oksidues; në seritë F 2 - Cl 2 - Br 2 - I 2, vetitë oksiduese të substancave të thjeshta halogjene zvogëlohen.

Duke krahasuar vlerat e potencialeve standarde të elektrodës të sistemeve të ndryshme, mund të gjykohet drejtimi i reaksionit redoks në tërësi: një sistem me një vlerë më pozitive të φ o është një agjent oksidues dhe një sistem me një më pak pozitiv. Vlera e potencialit standard të elektrodës është një agjent reduktues.

Për shembull:

a) për të marrë Br 2 nga oksidimi i joneve Br, mund të përdorni Cl 2:

Cl 2 + 2e – = 2Cl – , φо = 1,359 V

Br 2 + 2e – = 2Br – , φо = 1,065 V

Reaksioni total: Cl 2 + 2Br – = Br 2 + 2Cl –

Reaksioni i plotë: Cl 2 + 2 KBr = Br 2 + 2 KCl;

b) dhe për të marrë F2 nga oksidimi i joneve F, Cl 2 nuk mund të përdoret:

F 2 + 2e – = 2F – , φ о = 2,870 V

Cl 2 + 2e – = 2Cl – , φо = 1,359 V

Reaksioni total: F 2 + 2 Cl – = Cl 2 + 2F –, domethënë reaksioni Cl 2 + 2 КF = nuk mund të ndodhë.

Është gjithashtu e mundur të përcaktohet drejtimi i shfaqjes së reaksioneve redoks më komplekse.

Për shembull, le t'i përgjigjemi pyetjes: a është e mundur të zvogëlohen jonet MnO 4 – me jone Fe 3+ në një mjedis acid? Kjo do të thotë, a vazhdon reagimi:

MnO 4 – + H + + Fe 3+ = Mn 2+ + Fe 2+ + H 2 O ?

bazë Koeficient

MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ о 1 = 1,505 V, 1

Meqenëse φ o 1 > φ o 2, gjysmëreaksioni i parë vazhdon në drejtimin përpara, dhe i dyti, në lidhje me të parën, vazhdon në drejtim të kundërt. Pastaj, duke barazuar numrin e elektroneve të transferuara në reaksionet e oksidimit dhe reduktimit, marrim reagimin total të mëposhtëm:

Në këtë reaksion, koeficientët përballë të gjitha përbërjeve dyfishohen në krahasim me koeficientët e marrë në ekuacionin jonik, pasi produktet e reaksionit prodhonin sulfat hekuri (III), me formulën Fe 2 (SO 4) 3 dhe që përmban 2 mole Fe. (III) atomet.

Praktika 4.2. Reaksionet redoks

1. Përmbledhja e reaksioneve redoks duke përdorur një metodë të bazuar në ndryshimet në gjendjen e oksidimit të elementeve në një përbërje.

SHEMBULL 1.

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + ...

KMn +7 O 4 – agjent oksidues: në një mjedis acid Mn +7 → Mn +2, gjendja e oksidimit zvogëlohet me 5 njësi; Na 2 S +4 O 3 – agjent reduktues: S +4 → S +6, gjendja e oksidimit rritet me 2 njësi. Për të vendosur koeficientët në ekuacionin e reaksionit, gjejmë shumëfishin për numrat që tregojnë rritjen dhe uljen e gjendjeve të oksidimit:

Për 2 mole atomesh Mn(VII), nevojiten 5 mole atomesh S(IV):

2 Mn +7 + 5 S +4 = 2 Mn +2 + 5 S +6 - këta janë koeficientët kryesorë për agjentin oksidues dhe agjentin reduktues. Le të shtojmë produktet e reaksionit, të zëvendësojmë koeficientët kryesorë në ekuacionin e reaksionit, pastaj të llogarisim balancën e elementeve të tjerë: K, Na, S dhe H:

Për të kontrolluar korrektësinë e koeficientëve të zgjedhur, ne llogarisim ekuilibrin e moleve të atomeve të oksigjenit. Shuma e koeficientëve në ekuacionin e reaksionit redoks është 21.

SHEMBULL 2.

Shtoni dhe balanconi reaksionin redoks:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 O → MnO 2 +…

KMn +7 O 4 – agjent oksidues: në një mjedis neutral Mn +7 → Mn +4, gjendja e oksidimit zvogëlohet me 3 njësi; Na 2 S +4 O 3 – agjent reduktues: S +4 → S +6, gjendja e oksidimit rritet me 2 njësi. Për të vendosur koeficientët në ekuacionin e reaksionit, gjejmë shumëfishin për numrat që tregojnë rritjen dhe uljen e gjendjeve të oksidimit:

Për 2 mole atomesh Mn(VII), nevojiten 3 mole atomesh S(IV):

2 Mn +7 + 3 S +4 = 2 Mn +4 + 3 S +6 – këta janë koeficientët kryesorë për agjentin oksidues dhe agjentin reduktues. Le të shtojmë produktet e reaksionit, të zëvendësojmë koeficientët kryesorë në ekuacionin e reaksionit, pastaj të llogarisim balancën e elementeve të tjerë: K, Na dhe H:

Për të kontrolluar korrektësinë e koeficientëve të zgjedhur, ne llogarisim ekuilibrin e moleve të atomeve të oksigjenit. Shuma e koeficientëve në ekuacionin e reaksionit redoks është 13.

SHEMBULL 3

Shtoni dhe balanconi reaksionin redoks:

KMnO 4 + Na 2 SO 3 + KOH → K 2 MnO 4 +…

KMn +7 O 4 – agjent oksidues: në një mjedis alkalik Mn +7 → Mn +6, gjendja e oksidimit zvogëlohet me 1 njësi; Na 2 S +4 O 3 – agjent reduktues: S +4 → S +6, gjendja e oksidimit rritet me 2 njësi. Për të vendosur koeficientët në ekuacionin e reaksionit, gjejmë shumëfishin për numrat që tregojnë rritjen dhe uljen e gjendjeve të oksidimit:

Për 2 mole atomesh Mn(VII), kërkohet 1 mol atome S(IV):

2 Mn +7 + S +4 = 2 Mn +6 + S +6 - këta janë koeficientët kryesorë për agjentin oksidues dhe agjentin reduktues. Le të shtojmë produktet e reaksionit, të zëvendësojmë koeficientët kryesorë në ekuacionin e reaksionit, pastaj të llogarisim balancën e elementeve të tjerë: K, Na dhe H:

Për të kontrolluar korrektësinë e koeficientëve të zgjedhur, ne llogarisim ekuilibrin e moleve të atomeve të oksigjenit.

Shuma e koeficientëve në ekuacionin e reaksionit redoks është 9.

SHEMBULL 4

Shtoni dhe balanconi reaksionin redoks:

K 2 Cr 2 O 7 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + ...

K 2 Cr 2 +6 O 7 – agjent oksidues: 2Cr +6 → 2Cr +3, gjendja e oksidimit zvogëlohet me 6 njësi; Na 2 S +4 O 3 – agjent reduktues: S +4 → S +6, gjendja e oksidimit rritet me 2 njësi. Për të vendosur koeficientët në ekuacionin e reaksionit, gjejmë shumëfishin për numrat që tregojnë rritjen dhe uljen e gjendjeve të oksidimit:

Për 2 mole atomesh Cr(VI), nevojiten 3 mole atomesh S(IV):

2 Cr +6 + 3 S +4 = 2 Cr +3 + 3 S +6 - këta janë koeficientët kryesorë për agjentin oksidues dhe agjentin reduktues. Le të shtojmë produktet e reaksionit, të zëvendësojmë koeficientët kryesorë në ekuacionin e reaksionit, pastaj të llogarisim balancën e elementeve të tjerë: K, Na, S dhe H:

Për të kontrolluar korrektësinë e koeficientëve të zgjedhur, ne llogarisim ekuilibrin e moleve të atomeve të oksigjenit. Shuma e koeficientëve në ekuacionin e reaksionit redoks është 17.

SHEMBULL 5

Shuma e koeficientëve në ekuacionin e reaksionit redoks

K 2 MnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + ...

K 2 Mn +6 O 4 – agjent oksidues: në një mjedis acid Mn +6 → Mn +2, gjendja e oksidimit zvogëlohet me 4 njësi; Fe +2 SO 4 – agjent reduktues: Fe +2 → Fe +3, gjendja e oksidimit rritet me 1 njësi. Për të vendosur koeficientët në ekuacionin e reaksionit, gjejmë shumëfishin për numrat që tregojnë rritjen dhe uljen e gjendjeve të oksidimit:

Për 1 mol atome Mn(VII), kërkohen 4 mole atome Fe(II):

Mn +6 + 4 Fe +2 = Mn +2 + 4 Fe +3 - këta janë koeficientët kryesorë për agjentin oksidues dhe agjentin reduktues. Le të shtojmë produktet e reaksionit, të zëvendësojmë koeficientët kryesorë në ekuacionin e reaksionit, pastaj të llogarisim balancën e elementeve të tjerë: K, S dhe H:

Për të kontrolluar korrektësinë e koeficientëve të zgjedhur, ne llogarisim ekuilibrin e moleve të atomeve të oksigjenit. Shuma e koeficientëve në ekuacionin e reaksionit redoks është 17.

2. Përpilimi i reaksioneve redoks duke përdorur metodën e bilancit elektronik

SHEMBULL 6

Nëse një tretësirë acidike e tetraoksomanganatit të kaliumit (VII) përdoret si agjent oksidues:

atëherë agjenti reduktues mund të jetë sistemi:

Fe 3+ + e – = Fe 2+, φ o = 0,771 V

Co 3+ + e – = Co 2+, φ o = 1,808 V

Nga vlera e potencialit standard redoks φ o mund të gjykohen vetitë redoks të sistemit. Një sistem me një vlerë më pozitive të φ o është një agjent oksidues, dhe një sistem me një vlerë më pak pozitive të potencialit standard redoks φ o është një agjent reduktues. Prandaj, për sistemin MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ o = 1,505 V, agjenti reduktues mund të jetë sistemi Fe 3+ + e – = Fe 2+, φ o = 0,771 V.

SHEMBULL 7

Rh 3+ + 3e – = Rh, φ о = 0,8 V

Bi 3+ + 3e – = Bi, φ о = 0,317 V

Ni 2+ + 2e – = Ni, φ о = -0,250 V

2H + + 2e – = H 2, φ o = 0,0 V

Cili metal mund të tretet në acid klorhidrik?

Nga vlera e potencialit standard të elektrodës φ o mund të gjykohen vetitë redoks të sistemit. Një sistem me një vlerë më pozitive të φ o është një agjent oksidues, dhe një sistem me një vlerë më pak pozitive të potencialit standard të elektrodës është një agjent reduktues. Në acidin klorhidrik (HCl), kationet H + janë një agjent oksidues, pranojnë elektrone dhe reduktohen në H2, për këtë reaksion φ o = 0 V. Prandaj, vetëm ai metal është i tretur në HCl që mund të jetë një agjent reduktues nën këto kushtet, domethënë, për të cilat φ O< 0, а именно никель:

Ni + 2 HCl = NiCl 2 + H 2

SHEMBULL 8

Bazuar në vlerat e potencialeve standarde të elektrodave të gjysmëreaksioneve:

Zn 2+ + 2e – = Zn, φ о = -0,763 V

Cd 2+ + 2e – = Cd, φ о = -0,403 V

Cili metal është më aktiv?

Sa më aktiv të jetë metali, aq më të mëdha janë vetitë e tij reduktuese. Vetitë reduktuese të sistemit mund të gjykohen nga vlera e potencialit standard redoks φ o: sa më negative të jetë vlera e φ o, aq më të forta janë vetitë reduktuese të sistemit dhe gjysmëreaksioni vazhdon më lehtë nga e djathta në të majtë. . Për rrjedhojë, zinku ka aftësinë më të madhe reduktuese, pra zinku është më aktivi nga metalet e paraqitur.

SHEMBULL 9

Nëse një tretësirë acidike e klorurit të hekurit (III) përdoret si agjent oksidues:

atëherë cili sistem mund të jetë një agjent reduktues:

I 2 + 2e – = 2I – , φ о = 0,536 V

Br 2 + 2e – = 2Br – , φо = 1,065 V

Pb 4+ + 2e – = Pb 2+, φ o = 1,694 V?

Nga vlera e potencialit standard redoks φ o mund të gjykohen vetitë redoks të sistemit. Një sistem me një vlerë më pozitive të φ o është një agjent oksidues, dhe një sistem me një vlerë më pak pozitive të potencialit standard redoks është një agjent reduktues. Prandaj, për sistemin Fe 3+ + e – = Fe 2+, φ o = 0,771 V, agjenti reduktues mund të jetë sistemi I 2 + 2e – = 2I –, φ o = 0,536 V.

bazë Koeficient

Fe 3+ + e – = Fe 2+, φ o 1 = 0,771 V 2

I 2 + 2e – = 2I – , φ o 2 = 0,536 V 1

Që φ o 1 >

2 Fe 3+ + 2I – = 2 Fe 2+ + I 2

Duke shtuar jone të shenjës së kundërt, marrim ekuacionin e plotë:

2 FeCl 3 + 2 KI = 2 FeCl 2 + 2 KCl + I 2

SHEMBULL 10

A është e mundur të reduktohen jonet MnO 4 – me jone Fe 3+ në një mjedis acid?

Le ta shkruajmë pyetjen në formën e një ekuacioni reaksioni:

MnO 4 – + H + + Fe 3+ = Mn 2+ + Fe 2+ + H 2 O.

Le të zgjedhim gjysmëreaksionet e përshtatshme nga tabela e referencës dhe të paraqesim potencialet e tyre standarde të elektrodës:

bazë Koeficient

MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ o 1 = 1,505 V, 1

Fe 3+ + e – = Fe 2+, φ o 2 = 0,771 V 5

MnO 4 – + 8H + + 5 Fe 3+ = Mn 2+ + 5Fe 2+ + 4H 2 O

Kjo do të thotë, është e mundur të zvogëlohen jonet MnO 4 – me jone Fe 3+ në një mjedis acid. Reagimi i plotë duket si ky:

Në këtë reaksion, koeficientët për të gjitha përbërjet dyfishohen në krahasim me koeficientët e marrë në ekuacionin jonik, pasi produktet e reaksionit prodhonin sulfat hekuri (III), me formulën Fe 2 (SO 4) 3.

DETYRA PËR ZGJIDHJE TË PAVARUR

1. Përcaktoni gjendjen e oksidimit të elementeve në komponimet:

H 3 P.O. 4 , K 3 P.O. 4 , N 2 O 5 , N.H. 3 , Cl 2 , KCl, KClO 3 , Ca(ClO 4 ) 2 , N.H. 4 Cl, HNO 2 , Li, Li 3 N, Mg 3 N 2 , NF 3 , N 2 , N.H. 4 NR 3 , H 2 O, H 2 O 2 , KOH, KH, K 2O 2 , BaO, BaO 2 , OF 2 , F 2 , NF 3 , Na 2 S, FeS, FeS 2 , NaHS, Na 2 KËSHTU QË 4 , NaHSO 4 , KËSHTU QË 2 , SOCl 2 , KËSHTU QË 2 Cl 2 , MnO 2 , Mn(Oh) 2 , KMnO 4 , K 2 MnO 4 , Kr, Kr(Oh) 2 , Kr(Oh) 3 , K 2 CrO 4 , K 2 Kr 2 O 7 , (N.H. 4 ) 2 Kr 2 O 7 , K 3 [ Al(Oh) 6 ], Na 2 [ Zn(Oh) 4 ], K 2 [ ZnCl 4 ], H 2 KËSHTU QË 3 , FeSO 3 , Fe 2 (KËSHTU QË 3 ) 3 , H 3 P.O. 4 , Cu 3 P.O. 4 , Cu 3 (P.O. 4 ) 2 , Na 2 SiO 3 , MnSiO 3 , PbSO 4 , Al 2 (KËSHTU QË 4 ) 3 , Fe 2 (KËSHTU QË 4 ) 3 , N.H. 4 Cl, (N.H. 4 ) 2 KËSHTU QË 4 , Kr 2 (KËSHTU QË 4 ) 3 , CrSO 4 , NiSO 4 , [ Zn(Oh 2 ) 6 ] KËSHTU QË 4 , Fe(NR 3 ) 2 , Fe(NR 3 ) 3 , PbCO 3 , Bi 2 (CO 3 ) 3 , Ag 2 S, Hg 2 S, HgS, Fe 2 S 3 , FeS, SnSO 4 .

2. Tregoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues, hartoni diagramet e ndryshimeve në gjendjet e oksidimit, shtoni dhe vendosni koeficientët në ekuacionin e reaksionit:

A. MnO 2 + HCl(konc) →

b. KMnO 4 +H 2 S + H 2 SO 4 →

V. FeCl 3 + SnCl 2 →

g. KMnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 → O 2

d. Br 2 + KOH →

e. Zn + HNO 3 → NH 4 NO 3 +…

dhe. Cu + HNO 3 → JO 2 + …

h. K 2 MnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 →

Dhe. K 2 Cr 2 O 7 + (NH 4) 2 S + H 2 O → Cr(OH) 3 + …+ NH 3 +…

j. H 2 S + Cl 2 →

l. K 2 Cr 2 O 7 +HCl → CrCl 3 + ...

m FeCl 3 + H 2 S →

n. KMnO 4 + NaNO 2 + H 2 SO 4 →

O. Cl 2 + KOH →

a) Bazuar në vlerat standarde të potencialeve të elektrodës, renditni metalet sipas renditjes së vetive reduktuese në rritje:

Ba 2+ + 2e ─ = Ba, φ 0 = -2,91 B;

Au 3+ + 3e ─ = Au, φ 0 = 1,50 V;

Fe 2+ + 2e ─ = Fe, φ 0 = -0,44 B.

Çfarë ndodh kur një pllakë hekuri zhytet në një tretësirë të AuCl 3

b) Bazuar në vlerat standarde të potencialeve të elektrodave të gjysmëreaksioneve

MnO 4 – + 8H + + 5e – = Mn 2+ + 4H 2 O, φ о = 1,505 V,

Pb 4+ + 2e – = Pb 2+, φ o = 1,694 V

jepni një përgjigje të arsyeshme pyetjes - a është e mundur të oksidohen jonet Mn 2+ duke përdorur jonet Pb 4+? Jepni reaksionin total, tregoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.

c) Bazuar në vlerat standarde të potencialeve të elektrodave të gjysmëreaksioneve, jepni një përgjigje të arsyeshme pyetjes - a është e mundur të oksidohen jonet Fe 2+ duke përdorur jonet Pb 4+? Jepni reaksionin total, tregoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.

d) Bazuar në vlerat standarde të potencialeve të elektrodës, renditni metalet sipas renditjes së vetive reduktuese në rritje:

Mg 2+ + 2e ─ = Mg

Cd 2+ + 2e ─ = Cd

Сu 2+ + 2e ─ = Cu

Çfarë ndodh kur një pllakë bakri zhytet në një tretësirë të klorurit të kadmiumit?

e) Bazuar në vlerat standarde të potencialeve të elektrodave të gjysmëreaksioneve

Ir 3+ + 3e – = Ir,

NO 3 - + 4H + + 3e – = JO + 2H 2 O,

Jepni një përgjigje të arsyetuar pyetjes: a është iridiumi i tretshëm në acid nitrik? Jepni reaksionin total, tregoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues

f) Bazuar në vlerat standarde të potencialeve të elektrodës, rregulloni halogjenët në mënyrë që të rriten vetitë e tyre oksiduese:

Cl 2 + 2e ─ = 2Cl ─ φ 0 = 1,359 V;

Br 2 + 2e ─ = 2Br ─ φ 0 = 1,065 V;

I 2 + 2e ─ = 2I ─ φ 0 = 0,536 V;

F 2 + 2e ─ = 2F ─ φ 0 = 2,87 V.

Vërtetoni nëse është e mundur të përdoret reaksioni i oksidimit të joneve Br ─ klor Cl 2 për të prodhuar brom?

g) Bazuar në vlerat standarde të potencialeve të elektrodave të gjysmëreaksioneve

Fe 3+ + e – = Fe 2+, φ o = 0,771 V,

Br 2 + 2e – = 2Br – , φо = 1,065 V

jepni një përgjigje të arsyeshme pyetjes - a është e mundur të oksidohen jonet Fe 2+ duke përdorur Br 2? Jepni reaksionin total, tregoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.

h) Bazuar në vlerat standarde të potencialeve të elektrodës, renditni metalet në mënyrë që të rriten vetitë reduktuese:

Zn 2+ + 2e – = Zn, φ о = - 0,763 V

Hg 2+ + 2e – = Hg, φo = 0,850 V

Cd 2+ + 2e – = Cd, φ o = - 0,403 V.

Çfarë ndodh kur një pllakë kadmiumi zhytet në një tretësirë të klorurit të zinkut?

Shfaqja e reaksioneve kimike në përgjithësi përcaktohet nga shkëmbimi i grimcave midis substancave reaguese. Shpesh shkëmbimi shoqërohet me transferimin e elektroneve nga një grimcë në tjetrën. Kështu, kur zinku zëvendëson bakrin në një zgjidhje të sulfatit të bakrit (II):

Zn(s) + CuSO 4 (p) = ZnSO 4 (p) + Cu(s)

elektronet nga atomet e zinkut shkojnë në jonet e bakrit:

Zn 0 = Zn 2+ + 2 e,

Cu 2+ + 2 e= Cu 0,

ose në total: Zn 0 + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu 0.

Procesi i humbjes së elektroneve nga një grimcë quhet oksidimi , dhe procesi i marrjes së elektroneve është restaurimi . Oksidimi dhe reduktimi ndodhin njëkohësisht, prandaj ndërveprimet e shoqëruara me transferimin e elektroneve nga një grimcë në tjetrën quhen reaksionet redoks (ORR).

Për lehtësinë e përshkrimit të OVR, përdoret koncepti gjendjet e oksidimit - një vlerë numerikisht e barabartë me ngarkesën formale që fiton një element, bazuar në supozimin se të gjitha elektronet nga secila prej lidhjeve të tij janë transferuar në një atom më elektronegativ të përbërjes së dhënë. Shfaqja e reaksionit redoks shoqërohet me një ndryshim në gjendjet e oksidimit të elementeve të përfshirë në reagimin e substancave . Kur zvogëlohet, gjendja e oksidimit të një elementi zvogëlohet; kur oksidohet, rritet. . Substanca që përmban një element që zvogëlon gjendjen e tij të oksidimit quhet agjent oksidues ; një substancë që përmban një element që rrit gjendjen e oksidimit quhet agjent reduktues .

Gjendja e oksidimit të një elementi në një përbërje përcaktohet në përputhje me rregullat e mëposhtme:

1) gjendja e oksidimit të një elementi në një substancë të thjeshtë është zero;

2) shuma algjebrike e të gjitha gjendjeve të oksidimit të atomeve në një molekulë është e barabartë me zero;

3) shuma algjebrike e të gjitha gjendjeve të oksidimit të atomeve në një jon kompleks, si dhe gjendja e oksidimit të një elementi në një jon të thjeshtë monoatomik, është e barabartë me ngarkesën e jonit;

4) një gjendje negative oksidimi shfaqet në përbërje nga atomet e elementit që ka elektronegativitetin më të lartë;

5) gjendja maksimale e mundshme (pozitive) e oksidimit të një elementi korrespondon me numrin e grupit në të cilin ndodhet elementi në tabelën periodike D.I. Mendelejevi.

Një numër elementësh në komponime shfaqin një gjendje konstante oksidimi:

1) fluori, i cili ka elektronegativitetin më të lartë midis elementeve, ka një gjendje oksidimi prej –1 në të gjitha përbërjet;

2) hidrogjeni në komponime shfaq një gjendje oksidimi prej +1, me përjashtim të hidrideve metalike (–1);

3) metalet e nëngrupit IA në të gjitha përbërjet kanë gjendje oksidimi +1;

4) metalet e nëngrupit IIA, si dhe zinku dhe kadmiumi në të gjitha përbërjet kanë një gjendje oksidimi +2;

5) gjendja e oksidimit të aluminit në përbërje +3;

6) gjendja e oksidimit të oksigjenit në komponimet është –2, me përjashtim të përbërjeve në të cilat oksigjeni është i pranishëm në formën e joneve molekulare: O 2 +, O 2 -, O 2 2 -, O 3 -, si dhe fluoride O x F 2.

Gjendjet e oksidimit të atomeve të elementeve në një përbërje shkruhen mbi simbolin e një elementi të caktuar, duke treguar fillimisht shenjën e gjendjes së oksidimit, dhe më pas vlerën e tij numerike, për shembull, K +1 Mn +7 O 4 -2, në në kontrast me ngarkesën e jonit, që shkruhet në të djathtë, duke treguar fillimisht numrin e ngarkesës dhe më pas shënoni: Fe 2+, SO 4 2–.

Vetitë redoks të atomeve të elementeve të ndryshme manifestohen në varësi të shumë faktorëve, më të rëndësishmit prej të cilëve janë struktura elektronike e elementit, gjendja e tij e oksidimit në substancë dhe natyra e vetive të pjesëmarrësve të tjerë në reaksion.

Komponimet që përmbajnë atome të elementeve në gjendjen e tyre maksimale (pozitive) të oksidimit, për shembull, K +1 Mn +7 O 4 -2, K 2 +1 Cr +6 2 O 7 -2, H + N +5 O 3 - 2, Pb +4 O 2 -2, mund të reduktohet vetëm, duke vepruar si agjentë oksidues.

Përbërjet që përmbajnë elementë në gjendjen e tyre minimale të oksidimit, për shembull, N-3 H 3, H 2 S-2, HI-1, mund të oksidohen vetëm dhe të veprojnë si agjentë reduktues.

Substancat që përmbajnë elementë në gjendje të ndërmjetme oksidimi, për shembull H + N +3 O 2, H 2 O 2 -1, S 0, I 2 0, Cr +3 Cl 3, Mn +4 O 2 -2, kanë dualiteti redoks. Në varësi të partnerit të reagimit, substanca të tilla mund të pranojnë dhe dhurojnë elektrone. Përbërja e produkteve të reduktimit dhe oksidimit varet gjithashtu nga shumë faktorë, duke përfshirë mjedisin në të cilin ndodh reaksioni kimik, përqendrimi i reagentëve dhe aktiviteti i partnerit në procesin redoks. Për të krijuar një ekuacion për një reaksion redoks, duhet të dini se si ndryshojnë gjendjet e oksidimit të elementeve dhe në cilat përbërës të tjerë shndërrohen agjenti oksidues dhe agjenti reduktues.

Klasifikimi i reaksioneve redoks. Ekzistojnë katër lloje të reaksioneve redoks.

1. Ndërmolekulare– reaksionet në të cilat agjenti oksidues dhe agjenti reduktues janë substanca të ndryshme: Zn 0 + Cu + 2 SO 4 = Zn + 2 SO 4 + Cu 0 .

2. Gjatë zbërthimit termik të përbërjeve komplekse, të cilat përfshijnë një agjent oksidues dhe një agjent reduktues në formën e atomeve të elementeve të ndryshëm, ndodhin reaksione redoks, të quajtura. intramolekulare: (N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 = N 2 0 + Cr +3 2 O 3 + 4H 2 O.

3. Reagimet disproporcioni mund të ndodhë nëse komponimet që përmbajnë elementë në gjendje të ndërmjetme oksidimi ekspozohen ndaj kushteve ku ato janë të paqëndrueshme (për shembull, në temperatura të ngritura). Gjendja e oksidimit të këtij elementi rritet dhe zvogëlohet: 2H 2 O 2 -1 = O 0 2 + 2 H 2 O -2.

4. Reagimet kundërproporcioni- këto janë procese të ndërveprimit midis një agjenti oksidues dhe një agjenti reduktues, të cilat përfshijnë të njëjtin element në gjendje të ndryshme oksidimi. Si rezultat, produkti i oksidimit dhe produkti i reduktimit është një substancë me një gjendje të ndërmjetme oksidimi të atomeve të një elementi të caktuar:

Na 2 S +4 O 3 + 2Na 2 S -2 + 6HCl = 3S 0 + 6NaCl + 3H 2 O.

Ka edhe reagime të përziera. Për shembull, reaksioni i kundërproporcionit intramolekular përfshin reaksionin e dekompozimit të nitratit të amonit: N -3 H 4 N +5 O 3 = N +1 2 O + 2H 2 O.

Hartimi i ekuacioneve të reaksioneve redoks. Për të përpiluar ekuacione për reaksionet redoks, më së shpeshti përdoren metoda e balancës së elektroneve dhe metoda e gjysmëreaksionit elektron-jon.

Metoda e bilancit elektronik zakonisht përdoret për të hartuar ekuacione për reaksionet redoks që ndodhin midis gazeve, trupave të ngurtë dhe në shkrirje. Sekuenca e veprimeve është si më poshtë:

1. Shkruani formulat e reagentëve dhe produkteve të reaksionit në formë molekulare: FeCl 3 + H 2 S → FeCl 2 + S + HCl;

2. Përcaktoni gjendjen e oksidimit të atomeve që e ndryshojnë atë gjatë reaksionit: Fe 3+ Cl 3 + H 2 S -2 → Fe 2+ Cl 2 + S 0 + HCl;

3. Në bazë të ndryshimit të gjendjeve të oksidimit, përcaktohet numri i elektroneve që lëshon agjenti reduktues dhe numri i elektroneve të pranuara nga agjenti oksidues; krijoni një bilanc elektronik duke marrë parasysh parimin e barazisë së numrit të elektroneve të dhëna dhe të marra:

Fe +3 +1 e= Fe +2 ½ ∙2

S -2 – 2 e= S 0 ½ ∙1

4. Faktorët e bilancit elektronik shkruhen në ekuacionin e reaksionit redoks si koeficientë bazë stoikiometrikë: 2FeCl 3 + H 2 S → 2FeCl 2 + S + HCl.

5. Zgjidhni koeficientët stekiometrikë të pjesëmarrësve të mbetur në reaksion: 2FeCl 3 + H 2 S = 2FeCl 2 + S + 2HCl.

Metoda e gjysmëreaksionit elektron-jon përdoret në hartimin e ekuacioneve për reaksionet që ndodhin në një tretësirë ujore, si dhe reaksionet që përfshijnë substanca në të cilat është e vështirë të përcaktohen gjendjet e oksidimit të elementeve. Sipas kësaj metode, dallohen këto faza kryesore të përbërjes së ekuacionit të reaksionit:

1. Shkruani diagramin e përgjithshëm molekular të procesit, duke treguar agjentin reduktues, agjentin oksidues dhe mjedisin në të cilin ndodh reaksioni (acid, neutral ose alkalik). Për shembull:

SO 2 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 (i holluar) → ...

2. Duke marrë parasysh shpërbërjen e elektroliteve në një tretësirë ujore, kjo skemë paraqitet në formën e bashkëveprimit molekular-jonik. Jonet, gjendja e oksidimit të atomeve të të cilëve nuk ndryshojnë, nuk tregohen në diagram, me përjashtim të joneve H + dhe OH -:

SO 2 + Cr 2 O 7 2– + H + → ...

3. Përcaktoni gjendjet e oksidimit të agjentit reduktues dhe agjentit oksidues, si dhe produktet e ndërveprimit të tyre:

4. Shkruani bilancin material të gjysmëreaksioneve të oksidimit dhe reduktimit:

5. Përmblidhni gjysmëreaksionet, duke marrë parasysh parimin e barazisë së elektroneve të dhëna dhe të marra:

SO 2 + 2H 2 O – 2 e= SO 4 2– + 4H + ½ ∙3

Cr 2 O 7 2– + 14H + + 6 e= 2Cr 3+ + 7H 2 O ½ ∙1

3SO 2 + 6H 2 O + Cr 2 O 7 2– + 14H + = 3SO 4 2– + 12H + + 2Cr 3+ + 7H 2 O

duke shkurtuar grimcat me të njëjtin emër, marrim ekuacionin e përgjithshëm jonik-molekular:

3SO 2 + Cr 2 O 7 2– + 2H + = 3SO 4 2– + 2Cr 3+ + H 2 O.

6. Shtoni jonet që nuk morën pjesë në procesin e oksidimit-reduktimit, barazoni sasitë e tyre majtas dhe djathtas dhe shkruani ekuacionin molekular të reaksionit:

3SO 2 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 (i holluar) = Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

Kur përpilohet një bilanc material për gjysmë-reaksionet e oksidimit dhe reduktimit, kur numri i atomeve të oksigjenit të përfshira në grimcat e agjentit oksidues dhe agjentit reduktues ndryshon, duhet pasur parasysh se në tretësirat ujore ndodh lidhja ose shtimi i oksigjenit. me pjesëmarrjen e molekulave të ujit dhe joneve të mjedisit.

Gjatë procesit të oksidimit, për një atom oksigjeni që ngjitet në një grimcë të agjentit reduktues, në mjedise acidike dhe neutrale, konsumohet një molekulë uji dhe formohen dy jone H +; në një mjedis alkalik, konsumohen dy jone hidroksid OH - dhe formohet një molekulë uji.

Gjatë procesit të reduktimit, për të lidhur një atom oksigjeni të një grimce të agjentit oksidues në një mjedis acid, konsumohen dy jone H + dhe formohet një molekulë uji; në mjedise neutrale dhe alkaline, konsumohet një molekulë H 2 O dhe formohen dy jone OH - (Tabela 2).

tabela 2

Bilanci i atomeve të oksigjenit

në reaksionet redoks

Gjatë hartimit të ekuacioneve, duhet të merret parasysh se agjenti oksidues (ose agjenti reduktues) mund të konsumohet jo vetëm në reaksionin kryesor redoks, por edhe kur lidhni produktet e reaksionit që rezultojnë, d.m.th. veprojnë si një medium dhe formues i kripës. Një shembull kur roli i mediumit luhet nga një agjent oksidues është reaksioni i oksidimit të një metali në acidin nitrik:

3Cu + 2HNO3(oksidues) + 6HNO3(mesatar) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

ose 3Cu + 8HNO 3(dil) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

Një shembull kur agjenti reduktues është mjedisi në të cilin ndodh reaksioni është oksidimi i acidit klorhidrik me dikromat kaliumi: 6HCl (agjent reduktues) + K 2 Cr 2 O 7 + 8HCl (mesatar) = 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 2KCl + 7H 2 O

ose 14HCl + K 2 Cr 2 O 7 = 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 2KCl + 7H 2 O.

Gjatë llogaritjes së raporteve sasiore, të masës dhe vëllimit të pjesëmarrësve në reaksionet redoks, përdoren ligjet bazë stoikiometrike të kimisë, dhe, në veçanti, ligji i ekuivalentëve, duke marrë parasysh që numrin ekuivalent Numri i ekuivalencës së një agjenti oksidues është i barabartë me numrin e elektroneve që pranon një njësi formule e agjentit oksidues dhe numri i ekuivalencës së një agjenti reduktues është i barabartë me numrin e elektroneve që jep një njësi formule e agjentit reduktues.

Informacione të lidhura.